Гіпохлорити

Гі́похлори́ти — солі гіпохлоритної кислоти. Солі стійкіші від самої кислоти і можуть існувати у вільному стані.

Найважливішими представниками ряду гіпохлоритів є гіпохлорит натрію NaClO, гіпохлорит калію KClO, гіпохлорит кальцію Ca(ClO)₂ — вони є складовими технічних розчинів, що мають власні тривіальні назви: жавелева вода, лабарракова вода і хлорне вапно відповідно.

Фізичні властивості

Гіпохлорити є білими кристалічними сполуками без запаху. Вони активно поглинають вуглекислий газ та вологу з повітря (через що може відбуватися поява запаху хлору — це свідчить про їхню реакцію із водою).

Отримання

Гіпохлорити лужних металів одержують звичайно у вигляді водного розчину при пропусканням хлору крізь розчин гідроксиду. При цьому утворюється суміш двох солей: хлориду і гіпохлориту. Саме за цим методом Клодом Бертолле у 1787 році був синтезований перший гіпохлорит — гіпохлорит калію:

$\mathrm {2KOH+Cl_{2}\longrightarrow KClO+KCl+H_{2}O}$

Також гіпохлорити активних металів (зазвичай, гіпохлорит натрію і, рідше, калію) синтезують електролізом водних розчинів хлоридів. Хлорид-іон окиснюється до вільного хлору і утворює хлоридну та гіпохлоритну кислоти (які в розчині дисоціюють):

$\mathrm {2Cl^{-}{\xrightarrow {-2e}}Cl_{2}}$

$\mathrm {Cl_{2}+H_{2}O\rightleftarrows 2H^{+}+Cl^{-}+ClO^{-}}$

Утворення гіпохлоритної кислоти та гіпохлорит-іонів припиняється при перенасиченні системи хлором, при досягненні значення pH у 2—3. Однак, відновлення води на катоді із утворенням гідроксид-іонів підтримує реакцію середовища у промішку pH 7—9. Тому концентрація розчиненого хлору залишається низькою і гіпохлорит-іони продовжують синтезуватися.

Добування гіпохлоритів важких металів відбувається шляхом обмінної реакції із активнішими гіпохлоритами:

$\mathrm {BaCl_{2}+2NaClO\longrightarrow Ba(ClO)_{2}+2NaCl}$

Хімічні властивості

У водних розчинах гіпохлорити гідролізуються, утворюючи гіпохлоритну кислоту і відповідний гідроксид:

$\mathrm {ClO^{-}+H_{2}O\longrightarrow HClO+OH^{-}}$

При нагріванні твердих сполук або їхніх розчинів, гіпохлорити можуть розкладатися або диспропорціонувати (із утворенням хлоратів):

$\mathrm {2ClO^{-}{\xrightarrow {t}}2Cl^{-}+O_{2}\uparrow }$

$\mathrm {3ClO^{-}{\xrightarrow {t}}ClO_{3}^{-}+2Cl^{-}}$

При взаємодії з хлоридною кислотою виділяється хлор:

$\mathrm {ClO^{-}+2HCl\longrightarrow Cl_{2}\uparrow +Cl^{-}+H_{2}O}$

Гіпохлорити є сильними окисниками:

$\mathrm {ClO^{-}+H_{2}O_{2}\longrightarrow O_{2}+Cl^{-}+H_{2}O}$

$\mathrm {4ClO^{-}+MnS\longrightarrow MnSO_{4}+4Cl^{-}}$

Усі гіпохлорити активно поглинають з повітря діоксид вуглецю:

$\mathrm {2ClO^{-}+CO_{2}+H_{2}O\longrightarrow CO_{3}^{2-}+2HClO}$

Застосування

Основним застосування гіпохлоритів є відбілювання тканин і паперу, дезінфекція води.

Див. також

• Жавелева вода
• Хлорне вапно

Джерела

• Vogt H. Chlorine Oxides and Chlorine Oxygen Acids // Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. — 6th. — Weinheim : Wiley-VCH, 2005. — P. 5—6. — DOI:10.1002/14356007.a06_483.pub2.
• Реми Г. Курс неорганической химии / А. В. Новоселова. — М. : ИИЛ, 1963. — Т. 1. — 922 с. (рос.)
• Деркач Ф. А. Хімія. — Львів : Львівський університет, 1968. — 312 с.